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INTRODUÇÃO TEORICA
Uma reação química é um processo que leva à transformação de um conjunto de substâncias químicas para o outro. Classicamente, as reações químicas abrangem as mudanças que envolvem apenas as posições dos elétrons na formação e quebra de ligações químicas entre os átomos, sem alteração dos núcleos (sem alteração para os elementos presentes), e muitas vezes pode ser descrita por uma equação química.
A substância (ou substâncias) inicialmente envolvidas em uma reação química são chamados de reagentes. As reações químicas são geralmente caracterizados por uma alteração química, e estas produzam um ou mais produtos, que têm geralmente propriedades diferentes dos reagentes. Reações geralmente consistem de uma sequencia de sub-etapas individuais, as chamadas reações elementares, e as informações sobre o curso de ação exato é parte do mecanismo de reação. As reações químicas são descritas com equações químicas, as quais apresentam graficamente os materiais de partida e os produtos finais e, por vezes, os produtos intermediários e as condições reação. As transformações químicas podem ser divididas em dois grandes grupos:
- reações nas quais os elementos participantes não têm alterados seus números de oxidação; são reações sem oxirredução.
- reações nas quais um ou mais elementos têm alterados seus números de oxidação; são reações com oxirredução.
Historicamente falando, o termo oxidação era aplicado a processos onde o oxigênio era aceito por uma substância. Por sua vez, a redução era considerada um processo no qual o oxigênio era removido de um composto. Mais tarde, a aceitação do hidrogênio também foi chamada de redução e assim a perda de hidrogênio teve de ser denominada oxidação. Prosseguindo, outras reações, nas quais o oxigênio e o hidrogênio não eram envolvidos, tiveram de ser classificadas como oxidação ou redução até que uma definição mais ampla de oxidação e redução, baseada na liberação ou aceitação de elétrons, fosse elaborada.
A oxidação é um processo que resulta na perda de um ou mais elétrons pelas substâncias (átomos, íons ou moléculas). Quando um elemento está sendo oxidado, seu estado de oxidação altera-se para valores mais positivos. O agente oxidante é aquele que aceita elétrons e é reduzido durante o processo. Tal definição de oxidação é bastante generalizada e, por tanto, aplica-se também aos processos nos estados sólido, fundido e gasoso.
A redução é, por sua vez, um processo que resulta no ganho de um ou mais elétrons pelas substâncias (átomos, íons ou moléculas). Quando um elemento está sendo reduzido, seu estado de oxidação atinge valores mais negativos ( ou menos positivos). O agente de redução é consequentemente aquele que perde elétrons e que se oxida no processo. Novamente, é uma definição bastante generalizada e aplica-se também nos processos nos estados sólido, fundido ou gasoso.
A oxidação e a redução sempre ocorrem simultaneamente, visto que a liberação de elétron (s) por uma substância implica na recepção deste (s) elétron (s) por outro. Dessa forma, é comum falar em reações de oxido-redução (ou reações redox), quando nos referimos a processos que envolvem transferência de cargas, ou seja, quando há uma mudança no estado de oxidação, acompanhada por troca de elétrons entre os reagentes.
Há diversos tipos de reações químicas, como: reação de oxidação, redução, endotérmica, exotérmica e etc. Ao longo deste trabalho iremos estudar o comportamentos de algumas substancia química e de suas reações, por meio de experiências realizada no laboratório e resultados obtidos.
OBJETIVO GERAL
Capacitar o aluno à associar as definições descritas, referente à reações de oxidação e redução, com os exemplos específicos correspondendo os efeitos determinados na Prática.
MATERIAIS E METODOS
Materiais utilizados:
- Bécheres
- Bico de buíssem;
- Pinça de madeira
- Pipeta graduada;
- Tubos de ensaios;
Reagentes utilizados:
- Ácido clorídrico;
- Ácido nítrico.
4.7 – Adicionar a um tubo de ensaio aproximadamente 2 ml da solução AgNO 3
e em seguida um pedaço de Cobre. Observar e anotar o resultado.
4.8 - Adicionar a um tubo de ensaio aproximadamente 2 ml da solução Pb(NO3)2 e em seguida um pedaço de Zinco. Observar e anotar o resultado.
4.9 - Adicionar a um tubo de ensaio aproximadamente 2 ml de ácido clorídrico e em seguida um pedaço de Ferro. Observar e anotar o resultado.
DISCURSÕES E RESULTADOS
4.1 - O permanganato de potássio é um sólido marrom-escuro, que produz uma solução violeta quando dissolvido em água, sendo está uma característica dos íons permanganato. O permanganato é um forte agente oxidante que age diferentemente de acordo com o pH do meio. Em meio ácido solução ácida, os íons permanganato são reduzidos, envolvendo 5 elétrons, modificando-se o número de oxidação do manganês de +7 para +2, já em meio neutro ou básico a reação não ocorre.
A reação entre o permanganato de potássio e o peróxido de hidrogênio em meio ácido, é constituída pela redução do permanganato de potássio e oxidação do peróxido de hidrogênio. Dessa forma pode-se observar a descoloração da solução, uma vez que houve a redução do KMnO 4 de coloração violeta para o MnSO 4 incolor e a liberação de oxigênio.
2KMnO (^4) (aq) + 3H 2 SO (^) 4 (aq) + 5H 2 O 2 (aq) 2MnSO 4 (aq) + K 2 SO 4 (aq) + 5O (^2) (g) + 8H 2 O (^) (ℓ)
A redução é observada pela variação de cor demonstrada abaixo:
Mn+7^ Mn+4^ Mn +
Violeta Marrom Incolor
4.1.2 - A reação entre apenas permanganato e água oxigenada ocorre em meio básico, podendo ser expressada pela equação: 2 MnO 4 -^ (aq) + 3 H 2 O 2 (aq) → 2 MnO 2 (s) + 3 O 2 (g) + 2 OH -^ (aq) + 2 H 2 O(l) Observa-se a formação de dióxido de manganês (MnO 2 ), gás oxigênio (O 2 ), água (H 2 O) e íons OH -^. O dióxido de manganês (que aparece como sólido na
equação) é insolúvel em água, depositando-se aos poucos no fundo do recipiente. Após certo tempo em que a solução é deixada em repouso, a
formação do precipitado é bem visível, procedendo-se então para a separação da mistura por meio de filtração. Ao final, vemos o dióxido de manganês isolado, se este for deixado novamente em repouso, a água restante irá evaporar e apenas os óxido sólido deverá permanecer.
4.2 - Cu + H 2 SO 4 Não ocorre.
A fila de reatividade química dos principais metais explica o porque que a reação não ocorre. Na fila apresentada abaixo pode-se observar que o Hidrogênio é mais reativo que o Cobre, dessa forma o Cobre não consegue deslocar o Hidrogênio, fazendo com que a reação não aconteça.
Cs – K – Ba – Ca – Na – Mg – Al – Zn – Fe – Sn – Pb – H – Cu – Hg – Ag – Pd
4.3 No tubo contendo ácido sulfúrico e cobre não foi observado nenhum fenômeno a temperatura ambiente, pois o cobre não reage com o ácido sulfúrico porque está situado abaixo do H na série eletroquímica. Entretanto, diversos metais “nobres” como Cu se dissolvem em H 2 SO 4 concentrado devido
a suas propriedades oxidantes. Quando o ácido sulfúrico é aquecido ele se torna um ácido concentrado e a partir de suas propriedades oxidantes convertem Cu em Cu²+. Ocorrendo assim a perda da camada de oxidação e liberação de gás. O aquecimento no tubo favoreceu a perda da camada de oxidação e a reação que resultou na liberação de hidrogênio na forma gasosa:
H 2 SO 4 (aq) + Cu(s) H (^) 2 (g) + CuSO (^) 4(aq)
4.4 - Essa reação é um exemplo de reação de oxidorredução, em que uma espécie química (no caso o cobre metálico, Cu) sofre oxidação ( perde elétrons) enquanto a outra (no caso o ácido nítrico, HNO3) sofre redução (ganha elétrons). Todas as reações de metais com ácidos são reações de oxidorredução. A reação do ácido nítrico (HNO3) com o cobre, contudo, não é igual à maioria das reações de metais com ácidos, porque o cobre é menos reativo que o hidrogênio (ou seja, está à direita do H na fila de reatividade), e, portanto, não pode deslocar o H de seus compostos.
de Cobre (II). Isso ocorre pelo fato, que o cobre esta acima da prata, na serie de atividades de metais em solução aquosa, portanto o cobre metálico pode ser oxidado por íons Prata, sendo que após um breve intervalo de tempo, depois do cobre ser adicionado à solução, a prata metálica deposita-se sobre o cobre e a solução torna-se azul, cor característica dos íons Cu 2+^ aquosos, em nível microscópicos, íons Ag+^ entram em contato direto com a superfície do cobre, onde ocorre a transferência de elétrons. Dois elétrons são transferidos de um átomo de Cu para dois íons Ag +^. Íon cobre Cu 2+^ entram na solução e átomos de prata depositam-se na superfície do cobre. Essa reação permite comparar a reatividade de ambos os metais. O cobre desloca a prata, e, portanto o cobre é mais reativo do que a prata, tendo a seguinte reação balanceada:
Cu (^) (s) + 2 AgNO (^) 3(aq) → 2 Ag(s) + Cu(NO 3 ) (^) 2(aq)
4.8 - O zinco metálico reagiu com os íons chumbo, formando precipitado de cristais cinzas. Isso ocorreu porque o zinco é mais reativo que a prata, sendo metálico possui elétrons para doar. Dessa forma observa-se que houve a oxidação do zinco e consequentemente a redução do chumbo.
4.9 - O ácido clorídrico reage com um grande número de metais formando cloreto e liberando hidrogênio gasoso em reações de deslocamento. Ao adiciona pedaço de ferro (Fe) no ácido clorídrico ocorreu reação entre os mesmos. Haverá a corrosão do ferro com a liberação de gás hidrogênio. O ferro reagirá bem mais lentamente com o ácido clorídrico. Assim, somente depois de um certo tempo é que algumas bolhas de hidrogênio se tornarão visíveis, juntamente com uma coloração amarela decorrente da formação do íon ferro (III), Fe3+.
Fe 2 O 3 + Fe + 6 HCl → 3 FeCl 2 + 3 H 2 O
Fe (^) (s) + 2 HCl → FeCl 2 + H2(g) ↑
O composto FeCl 2 é o responsável pela presença da coloração amarelada na solução. O ataque ao ferro é diretamente proporcional à concentração do ácido usada e em meios menos ácidos, a presença de traços de FeCl 3 (resultado da
oxidação do FeCl 2 ) pode levar a formação de traços de Fe 2 O 3 de acordo com a
reação:
2FeCl (^) 3(s) + 6H 2 O (^) (l) 2Fe(OH) 3 (aq) + 6HCl (^) (aq)
2Fe(OH) 3 (aq)( Fe 2 O 3. H 2 O(s) + 2 H 2 O(l)
O Fe 2 O 3 é o responsável pela coloração alaranjada na solução. Percebe-se, assim, que o íons Fe3+^ está mais presente.
REFERÊNCIAS :
- ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p
- BRADY,James E.; Química: a matéria e suas transformações. 5ª ed. V.1 Ed.LTC: Rio de Janeiro, 2009
- BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. Eugene, Jr.; BURSTEN, Bruce E.,; Química, a ciência central. 9.ed. São Paulo : Pearson Prentice Hall, 2005
- LEE, John David. Química Inorgânica não tão concisa. 1. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 2003
- ROHDEN, Huberto. Einstein: O Enigma do Universo. 3. ed. São Paulo: Martin Claret, 2013.
- RUSSEL , J. B. Química geral. 2ª ed. São Paulo: Makron Books,
- V.1.
- USBERCO, Salvador; Química Essencial. 4 ed. São Paulo.: Saraiva,
- VOGEL, Arthur Israel. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. São Paulo: Mestre Jou, 1981
